Il peso atomico
Il peso atomico (o massa atomica relativa) è il rapporto tra la massa atomica di un elemento chimico X e la massa atomica del carbonio-12 (12C). $$ peso \: atomico \: X = \frac{m_X}{m_{^{12}C}} = \frac{m_X}{1 \:amu} $$
Indica la massa relativa di un elemento chimico rispetto all'unità di massa atomica (u.m.a.).
$$ m_{rel} = \frac{m_{ass}}{1 \: uma} = \frac{m_{ass} [g]}{1,6605389 \cdot 10^{-24} g} $$
A cosa serve?
Misura quante volte pesa un elemento chimico rispetto a 1/12 della massa di un atomo di carbonio 12 preso come unità di masse atomica.
Si misura in unità di masse atomiche (u o amu).
Nota. In passato l'unità di massa atomica era pari a un atomo di idrogeno. Quindi, il peso atomico ci dice in modo approssimativo quante volte pesa un elemento chimico rispetto a un atomo di idrogeno.
Il peso atomico è una misura adimensionale perché è un rapporto tra due due masse.
$$ \frac{M_X}{1 \: amu} = \frac{[g]}{[g]} $$
I grammi e nel rapporto i grammi si annullano reciprocamente. Quindi, il risultato è un valore numerico senza alcuna dimensione.
Nota. E' quindi errato misurare in grammi il peso atomico perché si tratta di una grandezza adimensionale ( numero puro ) ossia un numero senza alcuna unità di misura. Il peso atomico dice soltanto quante volte la massa di un atomo è più grande rispetto all'unità di massa atomica (1 amu).
Il termine "peso atomico" si usava soprattutto in passato.
Nella nuova notazione questa grandezza è conosciuta come massa atomica relativa.
Nota. Il termine massa atomica relativa non è stato adottato nella pratica, per questo si continua a parlare di peso atomico anche se il termine "peso" è poco appropriato per definire un numero puro.
Un esempio pratico
Il calcio (Ca) ha un peso atomico pari a 40 u.
Poiché un'unità di massa atomica (u) è pari a 1/12 dell'atomo di carbonio-12, questo vuol dire che l'atomo di calcio pesa 3,3 volte l'atomo di carbonio-12.
$$ 40 \cdot \frac{1}{12} =3,333333 $$
Nota. Allo stesso modo, si può anche dire l'atomo di calcio pesa circa quaranta volte l'atomo di idrogeno (H) perché un'unità di massa atomica (1 amu ) è una misura molto vicina alla massa di un atomo di idrogeno ( 1,008 u ).
Il peso atomico dell'elemento chimico e degli isotopi
Quando un elemento chimico ha più isotopi naturali, il peso atomico dell'elemento è riferito alla media della massa degli isotopi ponderata alla loro diffusione percentuale in natura.
Esempio
L'elemento chimico del carbonio (C) è composto da tre isotopi naturali.
- Per il 98,89% dal carbonio-12 (12C) che ha massa pari a 12 u
- Per l' 1,11% dal carbonio-13 (13C) che ha massa atomica pari a 13,0033 u
- In natura ci sono anche deboli tracce di carbonio-14 (14C) dovute alla decomposizione organica.
Quindi, la massa atomica media del carbonio (C) è pari alla media ponderata
$$ m_a = \frac{ 12,0000 \cdot 98,89 + 13,0033 \cdot 1,11 }{100} = 12,011 \: u $$
Pertanto, occorre fare attenzione e non confondersi tra il peso atomico dell'elemento chimico ( 12,011 ) e quello dei suoi isotopi.
La differenza tra numero di massa e massa atomica
La massa atomica (ma) di un elemento chimico non va confusa con il numero di massa (A).
- La massa atomica di un elemento chimico è una media ponderata delle masse atomiche dei suoi isotopi naturali. E' un valore unico per l'elemento chimico.
Esempio. Il carbonio (C) è composto da tre isotopi naturali (12C, 13C, 14C). La massa atomica del carbonio (C) è pari alla media dei suoi isotopi ponderata alla loro diffusione percentuale in natura $$ m_a = \frac{ 12,0000 \cdot 98,89 + 13,0033 \cdot 1,11 }{100} = 12,011 \: u $$
- Il numero di massa è il numero di nucleoni (neutroni e protoni) presenti nel nucleo dell'atomo che cambia nei vari isotopi di un elemento chimico.
Esempio. Il carbonio-12 (12C) è un isotopo del carbonio (C) e ha numero di massa A=12 perché nell'atomo ci sono 12 nucleoni (6 protoni + 6 neutroni). Il carbonio-13 (13C) è un altro isotopo del carbonio (C) e ha numero di massa A=13 perché ci sono 13 nucleoni (6 protoni + 7 neutroni).
E così via.
